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2024 年下半年化学高二元素周期律试卷试题部分一、选择题：1. 下列元素中，属于第二周期、第ⅥA族的是：A. 氮（N）B. 氧（O）C. 碳（C）D. 硅（Si）2. 下列元素中，原子序数最大的是：A. 氢（H）B. 氦（He）C. 氮（N）D. 氧（O）3. 下列元素中，属于过渡元素的是：A. 钠（Na）B. 镁（Mg）C. 铝（Al）D. 铁（Fe）4. 下列元素中，最外层电子数为8的是：A. 氢（H）B. 氦（He）C. 氮（N）D. 氧（O）5. 下列元素中，原子半径最大的是：A. 氢（H）B. 氦（He）C. 氮（N）D. 氧（O）6. 下列元素中，最易形成离子化合物的是：A. 氢（H）B. 氦（He）C. 氮（N）D. 氧（O）7. 下列元素中，属于惰性气体的是：A. 氢（H）B. 氦（He）C. 氮（N）D. 氧（O）8. 下列元素中，最易形成共价化合物的是：A. 氢（H）B. 氦（He）C. 氮（N）D. 氧（O）9. 下列元素中，最易形成离子键的是：A. 氢（H）B. 氦（He）C. 氮（N）D. 氧（O）10. 下列元素中，最易形成金属键的是：A. 氢（H）B. 氦（He）C. 氮（N）D. 氧（O）二、判断题：1. 元素周期表中，原子序数越大，原子半径越小。
（）2. 元素周期表中，同一主族元素，原子序数越大，金属性越强。
（）3. 元素周期表中，同一周期元素，原子序数越大，非金属性越强。
（）4. 元素周期表中，同一主族元素，原子序数越大，离子半径越小。
（）5. 元素周期表中，同一周期元素，原子序数越大，电子亲和能越大。
（）试题部分三、计算试题：1. 计算下列元素的电子排布式：A. 氖（Ne）B. 钾（K）C. 氩（Ar）D. 钙（Ca）2. 计算下列元素的原子序数：A. 氧化铝（Al2O3）B. 氯化钠（NaCl）C. 硫化氢（H2S）D. 碳酸钙（CaCO3）3. 计算下列化合物的分子量：A. 氢气（H2）B. 氧气（O2）C. 氮气（N2）D. 氢氧化钠（NaOH）4. 计算下列元素的电子亲和能：A. 氟（F）B. 氯（Cl）C. 溴（Br）D. 碘（I）5. 计算下列元素的电负性：A. 氢（H）B. 氧（O）C. 氮（N）D. 氯（Cl）6. 计算下列元素的离子半径：A. 钠离子（Na+）B. 镁离子（Mg2+）C. 铝离子（Al3+）D. 钙离子（Ca2+）7. 计算下列元素的电离能：A. 氢（H）B. 氧（O）C. 氮（N）D. 氯（Cl）8. 计算下列元素的原子半径：A. 氢（H）B. 氦（He）C. 氮（N）D. 氧（O）9. 计算下列元素的价电子数：A. 钠（Na）B. 镁（Mg）C. 铝（Al）D. 钙（Ca）10. 计算下列元素的电子亲和能：A. 氟（F）B. 氯（Cl）C. 溴（Br）D. 碘（I）11. 计算下列元素的电负性：A. 氢（H）B. 氧（O）C. 氮（N）12. 计算下列元素的离子半径：A. 钠离子（Na+）B. 镁离子（Mg2+）C. 铝离子（Al3+）D. 钙离子（Ca2+）13. 计算下列元素的电离能：A. 氢（H）B. 氧（O）C. 氮（N）D. 氯（Cl）14. 计算下列元素的原子半径：A. 氢（H）B. 氦（He）C. 氮（N）D. 氧（O）15. 计算下列元素的价电子数：A. 钠（Na）B. 镁（Mg）C. 铝（Al）D. 钙（Ca）16. 计算下列元素的电子亲和能：A. 氟（F）B. 氯（Cl）D. 碘（I）17. 计算下列元素的电负性：A. 氢（H）B. 氧（O）C. 氮（N）D. 氯（Cl）18. 计算下列元素的离子半径：A. 钠离子（Na+）B. 镁离子（Mg2+）C. 铝离子（Al3+）D. 钙离子（Ca2+）19. 计算下列元素的电离能：A. 氢（H）B. 氧（O）C. 氮（N）D. 氯（Cl）20. 计算下列元素的原子半径：A. 氢（H）B. 氦（He）C. 氮（N）D. 氧（O）四、应用题：1. 解释为什么氢气在常温常压下是气态，而氧气在常温常压下也是气态？2. 举例说明金属元素在化学反应中失去电子的过程。
高二化学竞赛试题及答案一、选择题（每题3分，共30分）1. 下列物质中，属于纯净物的是（）。
A. 空气B. 矿泉水C. 蒸馏水D. 石油2. 化学反应中，能量变化的主要形式是（）。
A. 热能B. 电能C. 光能D. 机械能3. 元素周期表中，处于第三周期的元素是（）。
A. 锂B. 钠C. 镁D. 铝4. 根据化学平衡原理，下列说法正确的是（）。
A. 反应物的浓度增加，平衡向正反应方向移动B. 反应物的浓度减少，平衡向逆反应方向移动C. 温度升高，平衡向吸热反应方向移动D. 压力增大，平衡向气体体积减小的方向移动5. 酸雨的形成是由于大气中（）含量过高。
A. 二氧化碳B. 一氧化碳C. 二氧化硫D. 氮氧化物6. 金属活动性顺序中，排在氢前面的金属可以（）。
A. 与酸反应生成氢气B. 与碱反应生成氢气C. 与水反应生成氢气D. 与氧气反应生成氢气7. 根据原子结构，下列说法正确的是（）。
A. 原子核由质子和中子组成B. 电子在原子核内运动C. 原子核带正电，电子带负电D. 原子核外的电子层数等于质子数8. 下列化合物中，属于共价化合物的是（）。
A. 氯化钠B. 氢氧化钠C. 硫酸铜D. 碳酸钙9. 根据氧化还原反应的原理，下列说法正确的是（）。
A. 氧化剂被还原B. 还原剂被氧化C. 氧化剂被氧化D. 还原剂被还原10. 根据化学计量学，下列说法正确的是（）。
A. 物质的量是物质的质量B. 物质的量是物质的体积C. 物质的量是物质的摩尔数D. 物质的量是物质的重量二、填空题（每题4分，共20分）1. 元素周期表中，第IA族的元素是______。
2. 化学反应中，氧化剂和还原剂的最小公倍数是______。
3. 根据酸碱中和反应，当酸和碱完全中和时，溶液呈______性。
4. 根据化学键理论，离子键和共价键的主要区别是______。
5. 根据化学平衡移动原理，当温度升高时，放热反应的平衡会向______方向移动。
第1课时电离能及其变化规律[学习目标定位] 1.知道原子结构与元素性质间的关系规律。
2.正确理解元素电离能的含义及其变化规律，会用电离能的概念分析解释元素的某些性质。
一、元素的电离能及其变化规律1．元素第一电离能的概念与意义(1)概念：①电离能：气态原子或气态离子失去一个电子所需的最小能量。
符号：I，单位：kJ·mol－1。
②逐级电离能：第一电离能：处于基态的气态原子失去一个电子转化为正一价气态离子所需要的能量叫做第一电离能。
元素第一电离能符号：I1。
第二电离能：气态正一价离子再失去一个电子成为气态正二价离子所需的能量叫做第二电离能；第三电离能和第四、第五电离能依此类推。
通常情况下，第一电离能小于第二电离能小于第三电离能……(2)意义：可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。
第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。
2．元素第一电离能变化规律(1)每个周期的第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，即一般来说，随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈增大趋势。
(2)同一族，从上到下第一电离能逐渐减小。
1．电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的核外电子排布。
(1)核电荷数、原子半径对电离能的影响①同周期元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子半径减小，I1总体上有增大的趋势。
碱金属元素的I1最小，稀有气体元素的I1最大。
②同主族元素从上到下，原子半径增大起主要作用，元素的I1逐渐减小。
(2)核外电子排布对电离能的影响某原子或离子具有全充满、半充满或全空时的电子排布时，电离能较大。
如第ⅡA族元素、第ⅤA族元素比同周期左右相邻元素的I1都大，原因是第ⅡA族元素最外层n s2全充满，第ⅤA族元素最外层n p3半充满，比较稳定。
各周期稀有气体元素的I1最大，原因是稀有气体元素的原子各轨道具有全充满的稳定结构。
高中化学教资教案碱金属教学内容：碱金属的性质和应用一、教学目标：1. 理解碱金属的一般性质和化学性质。
2. 掌握碱金属的反应特点和应用场合。
3. 能够运用所学知识解决相关问题。
二、教学重点与难点：重点：碱金属的一般性质和化学性质。
难点：碱金属的应用场合和相关实例。
三、教学准备：1. 实验器材：锂、钠和钾样品、水、碘溶液、甲醇。
2. 实验仪器：试管、酒精灯等。
3. 教学辅助材料：幻灯片、化学实验手册等。
四、教学过程：1. 碱金属的一般性质介绍（15分钟）a. 碱金属是指第一族元素中的锂、钠、钾等金属元素。
b. 碱金属具有银白色、柔软、密度低等特点。
2. 碱金属的化学性质探究（30分钟）a. 碱金属与水的反应：演示实验，观察碱金属与水的反应产生氢气和碱性溶液。
b. 碱金属与氧气的反应：介绍碱金属在氧气中燃烧的现象。
3. 碱金属的应用场合（20分钟）a. 碱金属在实际生活中的应用：讲解碱金属在合金制备、催化剂制备等方面的应用。
b. 碱金属的危害性：介绍碱金属在处理过程中的安全注意事项。
4. 实验操作与讨论（20分钟）a. 实验：观察碘与碱金属的反应。
b. 讨论：让学生讨论碱金属与碘的反应可能产生的产物及其特点。
五、课堂练习与作业（15分钟）1. 请学生回答以下问题：a. 碱金属的一般性质是什么？b. 碱金属与水的反应产生的气体是什么？2. 布置作业：要求学生总结碱金属的一般性质和化学性质，并列举碱金属的应用案例。
六、教学反思：通过本节课的教学，学生能够全面了解碱金属的性质和应用。
教学内容紧密联系生活实际，能够激发学生的兴趣，并培养学生的实验操作能力和思维能力。
在教学过程中，要注意引导学生思考，提高他们的创新能力和综合能力。
高二下学期化学(必修二)《第一章 原子结构与性质》单元测试卷及答案一 单选题1．2016年IUPAC 命名117号元素为Ts （中文名“鈿”，tian ），Ts 的原子核外最外层电子数是7。
下列说法不正确的是（ ）A ．Ts 的最高化合价为+7B ．Ts 的非金属性比C1的弱C ．Ts 的同位素原子具有相同的电子数D ．中子数为176的Ts 核素符号是176117Ts2．1919年，卢瑟福通过实验，实现了人类历史上第一次人工核反应，其反应原理为：42He+147N→178O+11H 。
下列说法正确的是A ．178O 和188O 互为同位素，178O 2和188O 2互为同素异形体B ．42He 的原子结构示意图为C ．147N 的核外电子共有7种运动状态D ．一个11H 原子中含有一个质子 一个中子和一个电子3．下列事实不能作为洪特规则特例证据的是A ．硼元素的第一电离能小于铍元素的第一电离能B ．磷元素的第一电离能大于硫元素的第一电离能C ．基态铬原子的核外电子排布式为[Ar]3d 54s 1而不是[Ar]3d 44s 2D ．某种激发态碳原子的核外电子排布式为1s 22s 12p 3而不是1s 22s 22p 24．A B C D 四种元素，已知A 元素是地壳中含量最多的元素；B 元素为金属元素，它的原子核外K L 层电子数之和等于M N 层电子数之和；C 元素是第三周期中第一电离能最小的元素；D 元素在第三周期中第一电离能最大。
下列有关叙述错误的是A ．ABCD 分别为O Ca Na Ar?B ．元素A BC 两两组成的化合物可为CaO 2CaO 2Na O 22Na O 等C ．元素A C 简单离子的半径大小关系为A C <D ．单质B C 还原性强弱关系为B C >5．《Nature 》杂志评选出的2019年世界十大科技进展之一是我国科研人员发现用于“点击化学”的一种新化合物（如图所示），W X Y Z 为短周期主族元素且原子序数依次增大，Y 原子的最外层电子数与W 原子的核外电子总数相等，X Z 同主族。
高二选择性必修2-课序42-§1-2-2原子结构与元素的性质元素周期律【教材分析】本节内容分为两部分：第一部分在复习原子结构及元素周期表相关知识的基础上，从原子核外电子排布的特点出发，结合元素周期表进一步探究元素在周期表中的位置与原子结构的关系。
第二部分在复习元素的核外电子排布、元素的主要化合价、元素的金属性与非金属性周期性变化的基础上，进一步从原子半径、电离能以及电负性等方面探究元素性质的周期性变化规律。
教学过程中应注意帮助学生根据元素原子核外电子排布特点，以及从原子半径、电离能及电负性等方面加深对元素周期律、元素周期表及元素“位一构一性”三者关系的理解。
【课程目标】课程目标学科素养1. 理解电离能和电负性概念的基础上，运用相关的原子结构理论，分析并掌握元素的原子半径、第一电离能及元素主要化合价等元素性质同周期性变化的规律并建立模型。
2、了解元素周期律的应用价值。
a.分析原子结构中原子核对核外电子作用力的变化，理解原子半径、第一电离能的递变规律及其原因，培养宏观辨析与微观探析的核心素养。
b.通过原子半径、第一电离能和电负性的数据和规律图示，培养证据推理与模型认知的核心素养。
教学重点：原子半径、第一电离能的变化规律教学难点：原子半径、第一电离能的变化规律环节要点教师活动学生活动教学环节一：原子半径的递变规律及其原因。
【引入】在上节课中我们知道了原子的价电子数目和排布，决定了元素在元素周期表中的位置，最终会影响元素的性质，那么元素的性质究竟是受着怎样的影响呢，今天我们来进一步学习元素周期律的内涵，我们先来学习原子半径的变化规律。
【提问】1、元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径如何变化？如何解释这种变化趋势？2、元素周期表中的同主族元素从上到下，原子半径如何变化？如何解释这种变化趋势？【讲解】在元素周期表中同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，而同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。
高二化学元素周期表解析1. 元素周期表简介元素周期表是化学中用来分类元素的一种表格，它按照原子序数递增的顺序排列元素，并展示了元素之间的关系。
周期表中的元素可以分为金属、非金属和半金属（或类金属）三大类。
2. 周期表的结构2.1 周期周期表中的水平行称为周期。
每个周期代表了元素原子的最外层电子的能量级。
周期数等于元素原子的最外层电子数。
2.2 族垂直列称为族（或族群）。
每个族代表了具有相同价电子数的元素。
价电子是元素原子中最外层电子，它们决定了元素的化学性质。
3. 元素周期表的排列规律3.1 周期规律从左到右，周期表中的元素原子序数逐渐增加。
同一周期内，随着原子序数的增加，元素的原子半径逐渐减小，电负性逐渐增大。
3.2 族规律从上到下，同一族元素的原子序数逐渐增加。
同一族元素具有相似的化学性质，因为它们的最外层电子数相同。
4. 重要元素群4.1 碱金属族第1A族，包括锂、钠、钾、铷、铯和钫。
它们都是金属，具有良好的导电性和热性。
4.2 碱土金属族第2A族，包括铍、镁、钙、锶、钡和镭。
它们也是金属，具有较高的熔点和硬度。
4.3 卤素族第17A族，包括氟、氯、溴、碘、砹和石田。
它们都是非金属，具有较高的电负性。
4.4 稀有气体族第18A族，包括氦、氖、氩、氪、氙和氡。
它们都是非金属，具有稳定的原子结构。
5. 应用实例5.1 钠（Na）钠属于碱金属族，具有低熔点和良好的导电性。
它广泛应用于照明（如钠灯）、制造化学品（如烧碱）和电池（如碱性电池）。
5.2 铁（Fe）铁属于第8族，是地球上最常见的金属元素。
它广泛应用于建筑、交通工具制造、机械制造和电子产品等领域。
6. 总结元素周期表是化学中的重要工具，通过周期和族的排列，展示了元素之间的关系和性质。
掌握周期表的结构和规律，可以帮助我们更好地理解元素的化学性质和应用。
碱金属最高价氧化物
碱金属是指周期表中第一、第二族元素，包括锂、钠、钾、铷、铯和钫。
在这些元素中，碱金属最高价氧化物是指它们与氧元素形成的化合物中，氧的化合价达到最高的情况。
碱金属最高价氧化物的化学式一般为MO，其中M代表碱金属元素。
这些化合物具有很高的氧化性，能够与许多其他元素发生反应。
它们通常是白色晶体或粉末状物质，在常温下可以是固体、液体或气体。
碱金属最高价氧化物的性质与用途各有不同。
以钠的最高价氧化物为例，它的化学式为Na2O。
这种化合物是一种白色晶体，可以吸湿并与水反应生成氢氧化钠。
氢氧化钠是一种常用的化学试剂，广泛用于工业生产、实验室研究以及制备其他化合物。
碱金属最高价氧化物还具有一些特殊的性质。
例如，锂的最高价氧化物Li2O具有很高的熔点和热稳定性，可以在高温下用作液态冷却剂。
钾的最高价氧化物K2O可以与硅酸盐类物质反应，形成玻璃和陶瓷材料。
这些特殊性质使得碱金属最高价氧化物在材料科学和工业生产中有着广泛的应用。
碱金属最高价氧化物是碱金属元素与氧元素形成的化合物中，氧的化合价达到最高的情况。
它们具有高的氧化性和特殊的性质，在各个领域有着重要的应用。
通过研究和利用这些化合物，我们可以更
好地理解和利用碱金属元素在化学和材料科学中的重要性。
